Met behulp van het resultaat Berekening van de gemiddelde atoommassa
De gemiddelde atoommassa vertelt je de relatie tussen de massa en aantal atomen in een specifieke hoeveelheid van het element. Dit is handig binnen de experimentele scheikunde, want het is bijna onmogelijk om afzonderlijke atomen te tellen, maar eenvoudig om de massa te meten. Je kunt bijvoorbeeld een monster van zilver wegen en voorspellen dat elke massa van 107,8677 amu één zilveratoom bevat. . Atomaire massa-eenheden zijn erg klein, dus wegen chemici meestal hoeveelheden atomen in gram. Gelukkig zijn deze begrippen gedefinieerd om de omzetting zo gemakkelijk mogelijk te maken. De gemiddelde atoommassa hoef je alleen maar te vermenigvuldigen met 1 g/mol (de molaire massaconstante) voor een antwoord in g/mol. 107,8677 gram zilver bevat bijvoorbeeld gemiddeld één mol zilveratomen. Aangezien een molecuul gewoon een verzameling van atomen is, kun je de massa's van de atomen bij elkaar optellen om de massa van het molecuul te bepalen. Als je de gemiddelde atoommassa gebruikt (in plaats van de massa van een bepaalde isotoop), is het antwoord de gemiddelde molecuulmassa zoals gevonden in een natuurlijk voorkomende hoeveelheid. Hier volgt een voorbeeld:  Een molecule water heeft de chemische formule H2O, en bevat dus twee waterstofatomen (H) en één zuurstofatoom (O). Waterstof heeft een gemiddelde atoommassa van 1,00794 amu. Zuurstofatomen hebben een gemiddelde massa van 15,9994 amu. De gemiddelde massa van een molecuul H2O is gelijk aan (1,00794)(2) + 15,9994 = 18,01528 amu, equivalent aan 18,01528 g/mol. De meeste elementen komen van nature voor in meerdere vormen of isotopen. Het enige verschil tussen twee isotopen van hetzelfde element is het aantal neutronen per atoom, en daarmee de atoommassa. De gemiddelde atoommassa van een element houdt rekening met deze variaties, en geeft je de gemiddelde massa per atoom in een zekere hoeveelheid van dat element. Bijvoorbeeld, het element zilver (Ag) heeft twee natuurlijk voorkomende isotopen: Ag-107 en Ag-109 (of 107Ag and 109Ag). Isotopen zijn vernoemd naar het 'massagetal', of de som van protonen en neutronen in één atoom. Dit betekent dat Ag-109 twee extra neutronen heeft per atoom vergeleken met Ag-107, en daarmee iets meer massa. Je hebt twee soorten informatie nodig van elke isotoop, welke je op kunt zoeken in een naslagwerk of een online bron, zoals webelements.com. De eerste is de atoommassa, of de massa van een atoom van elke isotoop. Isotopen met meer neutronen hebben meer massa.  Bijvoorbeeld: De isotoop Ag-107 (zilver) heeft bijvoorbeeld een atoommassa van 106,90509 amu (atomic mass unit). De isotoop Ag-109 is iets zwaarder met een massa van 108,90470. De laatste paar decimalen kunnen iets van elkaar verschillend, afhankelijk van de bron. Neem geen getallen mee die tussen haakjes staan, na de massa. Deze mate vertelt je hoe gewoon de isotoop is (als percentage van alle atomen van het element). Je kunt dit vinden in dezelfde bron als die waar je de massa hebt gevonden. Het aantal isotopen moet bij elkaar 100% zijn (hoewel het misschien enigszins afwijkt als gevolg van afrondingsfouten).  Het isotoop Ag-107 heeft een percentage van 5,86%. AG-109 is iets minder algemeen met een percentage van 48,14%. Dit betekent dat een specifieke hoeveelheid van zilver 51,86% Ag-107 en 48,14% Ag-109 bevat. Negeer alle isotopen zonder vermelding van het percentage. Deze isotopen komen van nature niet voor op aarde. Deel het percentage van een isotoop door 100 voor de decimale waarde. In het voorbeeldprobleem, zijn de percentages: 51,86 / 100 = 0,5186 en 48,14 / 100 = 0,4814. . De gemiddelde atoommassa van een element met n isotopen is gelijk aan (massaisotoop 1 * percentageisotoop 1) + (massaisotoop 2 * percentageisotoop 2) + ... + (massaisotoop n * percentageisotoop n. Dit is een voorbeeld van een 'gewogen gemiddelde,' wat betekent dat de meer gemeenschappelijke (meer overvloedige) massa's een groter effect hebben op het resultaat. Hier volgt het gebruik van deze formule voor zilver:  Gemiddelde atoommassaAg = (massaAg-107 * percentageAg-107) + (massaAg-109 * percentageAg-109)=(106,90509 * 0,5186) + (108,90470 * 0,4814)= 55,4410 + 52,4267= 107,8677 amu. Zoek het element op in het periodiek systeem om je antwoord te controleren. De gemiddelde atoommassa wordt meestal geschreven onder het symbool van het element.
Converteer massa naar het aantal atomen.  Zet om in molaire massa Bepaal de gemiddelde molecuulmassa. Begrijp isotopen en atoommassa's. Zoek de massa op van elke isotoop. Noteer de mate waarin elke isotoop voorkomt. Zet de percentages om naar decimalen.  Bepaal het gewogen gemiddelde van de massa's
https://www.wikihow.com/Find-Average-Atomic-Mass https://www.wikihow.com/Find-Average-Atomic-Mass
Using the Result Calculating Average Atomic Mass